Structure de l’atome en chimie générale

Le module de chimie générale, semestre I Pharmacie, aborde la structure de l'atome, la structure électronique, la classification périodique des éléments, la géométrie des molécules et la liaison chimique.

**Structure de l'atome :**
La matière est constituée d'atomes, dont il existe 112 types, chacun défini par un nom et un symbole. La représentation d'un élément est ^A_Z X, où A est le nombre de masse (protons + neutrons) et Z le numéro atomique (protons = électrons dans un atome neutre). N est le nombre de neutrons. Les atomes diffèrent par leur structure et masse, et sont composés d'électrons, protons et neutrons. Les atomes s'associent pour former des molécules monoatomiques (He, Ne, Ar), diatomiques (H2, O2, NaCl) ou polyatomiques (H2O, H2SO4).
L'atome est neutre, composé d'un noyau (protons + neutrons) concentrant la masse, et d'électrons en périphérie.
L'électron a été mis en évidence par J.J. Thomson via les rayons cathodiques, émis de la cathode sous haute tension. Ces rayons sont rectilignes, transportent de l'énergie, et sont déviés vers le pôle positif, indiquant une charge négative. Stoney nomma ces particules "électron". Thomson et Millikan déterminèrent la charge (e = 1,602 × 10^-19 C) et la masse (me = 9,109 × 10^-31 kg) de l'électron.
Le noyau a été découvert par Rutherford grâce à l'expérience de diffusion des particules alpha sur une fine feuille d'or. Geiger et Marsden observèrent une déviation à grand angle de certaines particules, Rutherford en concluant à un cœur atomique massif et chargé positivement. Le noyau est constitué de nucléons : protons (charge +e, masse mp = 1,673 × 10^-27 kg ≈ 1836 me) et neutrons (charge nulle, masse mn = 1,675 × 10^-27 kg). La masse de l'atome est concentrée dans le noyau.

**Structure électronique de l'atome :**
L'excitation d'éléments produit des spectres d'émission atomique de raies monochromatiques discrètes. Le rayonnement électromagnétique est une onde caractérisée par sa longueur d'onde (λ) ou son nombre d'onde (σ), sa vitesse (c = 3.108 m/s) et sa fréquence (ν), avec λ = c/ν.
La théorie des photons d'Einstein (1905) postule que le rayonnement se comporte comme un faisceau de particules (photons) d'énergie E = hν, où h est la constante de Planck. L'absorption d'un photon par un électron transfère son énergie. Si E > hν0 (travail d'extraction W0), l'électron est éjecté avec une énergie cinétique : 1/2 mv2 = h(ν − ν0).
Le spectre d'émission de l'atome d'hydrogène est obtenu par décharge électrique dans un tube contenant de l'hydrogène. Le retour des atomes excités à des états d'énergie inférieure provoque l'émission de rayonnement. La relation empirique de Balmer-Rydberg décrit les longueurs d'onde émises : λ = B n2^2 / (n2^2 − 2^2), où B est une constante et n un nombre quantique principal.
Le modèle de Bohr (pour l'atome d'hydrogène) postule des orbites circulaires stationnaires où l'électron ne rayonne pas. Les transitions électroniques entre niveaux d'énergie (ΔE = hν) entraînent émission ou absorption d'énergie. Le moment cinétique est quantifié : mvr = nh/2π. Le système est stable sous l'action des forces d'attraction et centrifuge.
L'énergie de l'électron sur une orbite stationnaire est ET = − k Z e^2 / (2 r_n). Le rayon de l'orbite est rn = n^2 h^2 / (4 m k π^2 e^2) × Z. Pour l'hydrogène (Z=1), rn = n^2 a0, avec a0 = 0,53 Å. L'énergie des niveaux est E_n = − E0 Z^2 / n^2, avec E0 ≈ 13,6 eV.
La relation entre le nombre d'onde et les niveaux d'énergie est 1/λ = R_H (1/n1^2 − 1/n2^2), où R_H est la constante de Rydberg (≈ 1,096 × 10^7 m^-1). Les séries spectrales de l'hydrogène sont Lyman (n1=1), Balmer (n1=2), Paschen (n1=3), Brackett (n1=4), Pfund (n1=5).
Le modèle de Bohr, bien qu'arbitraire, a permis de calculer la constante de Rydberg et d'expliquer les raies d'émission de l'hydrogène, ouvrant la voie à la mécanique quantique. Le principe d'incertitude d'Heisenberg stipule l'impossibilité de définir simultanément position et vitesse avec précision (ΔP Δx ≥ h/2π). L'équation de Schrödinger (HΨ = EΨ) décrit la fonction d'onde (Ψ) et l'énergie (E) des électrons atomiques (orbitales atomiques). La fonction d'onde doit être normalisée.
Les nombres quantiques (n, l, ml) définissent une orbitale atomique :
- n : nombre quantique principal (niveau d'énergie, couche K, L, M...)
- l : nombre quantique orbital (sous-couche, 0 ≤ l ≤ n-1; s, p, d, f)
- ml : nombre quantique magnétique (-l ≤ ml ≤ +l)
Un quatrième nombre quantique, ms (+½ ou -½), décrit le spin de l'électron.
Pour les atomes polyélectroniques, l'équation de Schrödinger est résolue par approximation (ex: Slater avec Zeff).
La configuration électronique suit des règles empiriques :
- Règle de construction : remplissage des orbitales par ordre d'énergie croissante (principe de Pauli, règle de Klechkowski).
- Règle de Klechkowski : ordre de remplissage des orbitales (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d...). Des exceptions existent (Cr, Cu...).
- Règle de Hund : dans une sous-couche, les électrons occupent un maximum d'orbitales avec des spins parallèles avant d'apparier leurs spins.
Notations de configuration : nl^x (ex: 7N: 1s^2 2s^2 2p^3).
Règle de Slater : calcul du numéro atomique effectif (Zeff) et des propriétés atomiques (rayon, énergie d'ionisation). Zeff = Z - ∑ σij, où σij est la constante d'écran.

**Classification périodique des éléments :**
Proposée par Mendeleïev en 1869, elle classe les éléments par propriétés chimiques analogues, expliquées par leur configuration électronique. Les lignes sont des périodes, les colonnes des familles ou groupes. Le tableau est divisé en blocs s, p, d, f.
- Bloc s : colonnes 1 et 2, H, He.
- Bloc p : colonnes 13 à 18 (sauf He).
- Bloc d : colonnes 3 à 12 (métaux de transition).
- Bloc f : lanthanides et actinides (transition interne).
Familles notables :
- Alcalins (IA) : ns1.
- Alcalino-terreux (IIA) : ns2, tendance à céder 2 électrons.
- Halogènes (VIIA) : ns2np5, tendance à capter 1 électron.
- Gaz rares (colonne 18) : ns2np6 (sauf He), inertes.
- Chalcogènes (VIA) : tendance à capter 2 électrons.
- Métaux de transition : éléments du bloc d, conducteurs, haute densité, points de fusion/ébullition élevés.
- Terres rares : lanthanides (4f) et actinides (5f).
- Métalloïdes : sur la diagonale B-Po.
- Non-métaux : H, C, N, O, P, S, Se.
L'électronégativité (EN) mesure le pouvoir d'attirer un électron. Échelle de Mulliken : Xm = ½(El1 + EA). Référence : Fluor (XF = 4).

**Géométrie des molécules : Théorie de Gillespie (RPEV) :**
La théorie de Gillespie (VSEPR) prédit la géométrie des molécules en se basant sur la répulsion des paires d'électrons de valence autour de l'atome central. Les paires liantes (l) et non liantes (nl) se repoussent et s'arrangent pour minimiser ces répulsions. La répulsion suit l'ordre : nl-nl > nl-l > l-l. La géométrie dépend de la somme m+n (nombre d'atomes liés + doublets non liants).
- m+n=2 : Linéaire (AX2).
- m+n=3 : Triangulaire plane (AX3) ou Coudée (AX2E).
- m+n=4 : Tétraèdre (AX4), Pyramidal (AX3E), en V (AX2E2).
- m+n=5 : Bipyramide trigonale (AX5), Bipyramide tronquée (AX4E), en T (AX3E2), Linéaire (AX2E3). Les positions axiales et équatoriales ne sont pas équivalentes. Les doublets non liants préfèrent les positions équatoriales.
- m+n=6 : Octaèdre (AX6), Pyramide à base carrée (AX5E), Plan-carré (AX4E2), en T (AX3E3), Linéaire (AX2E4). Les doublets non liants se placent le plus loin possible les uns des autres.
L'évolution des angles de liaison est influencée par :
- Doublets non liants : diminuent les angles.
- Taille de l'atome central : un atome plus gros diminue l'angle.
- Différence d'électronégativité : plus X est électronégatif, plus l'angle diminue. Plus A est électronégatif, plus l'angle augmente.
- Liaisons multiples : augmentent la répulsion et diminuent les angles des autres liaisons.
Pour les molécules à plusieurs atomes centraux, on découpe la molécule en unités à un atome central.

**La liaison chimique :**
Les liaisons fortes ont des énergies de dissociation de 200 à 500 kJ/mol.
- Liaison covalente (ΔEN < 2) : mise en commun d'électrons entre atomes d'électronégativités voisines.
  - Covalence normale : chaque atome fournit un électron.
  - Covalence dative/coordination : un atome fournit un doublet.
  - Liaison σ : recouvrement axial d'orbitales (s-s, s-p, p-p).
  - Liaison π : recouvrement latéral d'orbitales p parallèles, empêche la rotation, moins stable que σ.
- Liaison ionique (ΔEN > 2) : transfert d'électron entre atomes d'électronégativités très différentes, formant des ions.
- Liaison métallique : mise en commun d'électrons entre de nombreux atomes d'électronégativités faibles, formant un réseau d'ions positifs dans une mer d'électrons.

Les liaisons faibles ont des énergies de 1 à 50 kJ/mol.
- Liaison hydrogène : entre un H lié à un atome très électronégatif (F, O, N, Cl) et un autre atome très électronégatif voisin.
- Liaisons de van der Waals : attractions/répulsions électrostatiques entre molécules polaires ou polarisables (dipôles permanents ou temporaires).

{
  "questions": [
    {
      "question": "Quel est le contenu du noyau atomique et où se concentre la masse de l'atome ?",
      "options": [
        {
          "text": "Le noyau est composé de protons et de neutrons; toute la masse est concentrée dans le noyau.",
          "why": "Le texte précise que le noyau contient protons et neutrons et que pratiquement toute la masse de l'atome est concentrée dans le noyau.",
          "correct": true
        },
        {
          "text": "Le noyau contient des électrons et des protons; les neutrons orbitent autour.",
          "why": "Les électrons ne forment pas le noyau; ils orbitent autour; ne décrit pas le noyau correctement.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "Le noyau est vide et seule la couche électronique porte la masse.",
          "why": "La masse est centrée dans le noyau; le noyau n'est pas vide.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "Le noyau est composé de photons et de neutrinos.",
          "why": "Le texte ne mentionne ni photons ni neutrinos dans le noyau.",
          "correct": false
        }
      ]
    },
    {
      "question": "Quelle observation démontre que les rayons cathodiques sont constitués de particules chargées négativement et a permis d’identifier l’électron ?",
      "options": [
        {
          "text": "Les rayons cathodiques se déplacent en ligne droite et sont déviés par un champ électrique vers le pôle positif; cela indique des particules chargées négativement, et Thomson identifie l’électron.",
          "why": "L’expérience montre que les rayons cathodiques se déplacent en ligne droite et se dévient sous champ; Thomson a démontré l’électron. Stoney nomme plus tard l’électron.",
          "correct": true
        },
        {
          "text": "Les rayons cathodiques se dévient vers le pôle négatif, ce qui prouve qu’ils sont neutres.",
          "why": "Ceci contredit l’observation; les particules sont chargées négativement.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "Les rayons cathodiques affichent une couleur lumineuse et se répandent sans déviation, prouvant l’existence des photons.",
          "why": "Le phénomène décrit n’est pas celui du photon dans le cadre de Thomson; il s’agit des particules chargées.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "L’expérience de Thomson a démontré que l’électron est plus massif que le proton.",
          "why": "L’expérience a mesuré la charge et la masse relative mais la question ciblait l’observation de l’électron, pas sa comparaison avec le proton.",
          "correct": false
        }
      ]
    },
    {
      "question": "Dans le modèle de Bohr appliqué à l’hydrogène, quelle est la valeur de E0 (l’énergie fondamentale) et que représente-t-elle ?",
      "options": [
        {
          "text": "E0 ≈ 13,6 eV; c’est l’énergie associée au niveau fondamental de l’hydrogène (n = 1).",
          "why": "Le texte donne E1 ≈ −13,6 eV et E0 ≈ 13,6 eV; E0 est l’énergie caractéristique du niveau fondamental.",
          "correct": true
        },
        {
          "text": "E0 ≈ 27,2 eV; c’est l’énergie totale du système.",
          "why": "Confond E0 avec une autre quantité; le texte donne 13,6 eV.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "E0 ≈ -13,6 eV; c’est une énergie négative indiquant l’instabilité.",
          "why": "L’énergie E1 est négative; E0 est positif 13,6 eV.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "E0 ≈ 1,0 eV; c’est l’énergie d’une liaison covalente simple.",
          "why": "Ce chiffre ne correspond pas; ce n’est pas le domaine du niveau fondamental hydrogène.",
          "correct": false
        }
      ]
    },
    {
      "question": "Quelle est la forme de la relation Balmer-Rydberg pour l’hydrogène et quelle est la valeur de la constante associée ?",
      "options": [
        {
          "text": "1/λ = R_H (1/n1^2 − 1/n2^2) avec R_H ≈ 1,096 × 10^7 m^−1.",
          "why": "C’est la forme et la valeur données pour la Balmer-Rydberg dans le texte.",
          "correct": true
        },
        {
          "text": "λ = R_H (n1^2 − n2^2) avec R_H ≈ 1,096 × 10^7 m^−1.",
          "why": "La formule est incorrecte; Balmer-Rydberg implique l’inverse de λ et les carrés inversés.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "1/λ = R_Y (1/n1^2 − 1/n2^2) avec R_Y ≈ 1,099 × 10^7 m^−1.",
          "why": "Utilise incorrecte symbole R_Y et fausse constante; c’est RH",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "λ = R_H / (1/n1^2 − 1/n2^2) avec R_H ≈ 1,096 × 10^7 m^−1.",
          "why": "Formulation incorrecte; λ n’est pas en dénominateur direct.",
          "correct": false
        }
      ]
    },
    {
      "question": "Selon la règle de Hund, dans des orbitales de même énergie, quel état est le plus stable ?",
      "options": [
        {
          "text": "L’état avec le plus grand nombre d’électrons dont les spins sont parallèles.",
          "why": "C’est exactement ce que dit la règle de Hund dans le document.",
          "correct": true
        },
        {
          "text": "L’état où tous les électrons ont des spins antiparallèles uniquement.",
          "why": "La règle de Hund favorise les spins parallèles dans les sous‑orbitales non remplies.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "L’état où les électrons peuplent d’abord l’orbitale s, puis p, etc., sans considération du spin.",
          "why": "Cela décrit Klechkowski, pas Hund.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "L’état où les électrons remplissent les orbitales en ordre croissant de sous-couches mais sans considération des spins.",
          "why": "Cela décrit l’ordre énergétique (Klechkowski), pas Hund.",
          "correct": false
        }
      ]
    },
    {
      "question": "Quel bloc du tableau périodique regroupe les éléments dont la configuration électronique externe est ns1 ?",
      "options": [
        {
          "text": "Bloc s (colonnes 1 et 2, plus H et He)",
          "why": "Le texte indique que le bloc s correspond à ns1 pour les alcalins.",
          "correct": true
        },
        {
          "text": "Bloc p (colonnes 13 à 18)",
          "why": "Ce bloc est pour ns2npX; wrong for ns1",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "Bloc d (colonnes 3 à 12)",
          "why": "Bloc d correspond à des orbitales d externes",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "Bloc f (lanthanides et actinides)",
          "why": "Bloc f concerne les orbitales f",
          "correct": false
        }
      ]
    },
    {
      "question": "Comment se définit la liaison ionique selon le chapitre ?",
      "options": [
        {
          "text": "Transfert d’un électron avec formation d’ions A+ et B− lorsque ΔEN est grand (>2).",
          "why": "Le texte décrit la liaison ionique comme le transfert d’électrons lorsque ΔEN est grand (>2).",
          "correct": true
        },
        {
          "text": "Mise en commun d’une paire d’électrons entre deux atomes, sans transfert d’électron.",
          "why": "C’est la définition générale covalente; ce n’est pas la liaison ionique.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "Recouvrement latéral des orbitales p pour former une liaison π.",
          "why": "C’est la description de la liaison π, pas ionique.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "Liaison métallique entre atomes à faible électronégativité.",
          "why": "Liaison métallique est une autre catégorie; ionique est transfert d’électron.",
          "correct": false
        }
      ]
    },
    {
      "question": "Selon Gillespie, quelle est l’idée centrale derrière la géométrie des molécules AXmEn ?",
      "options": [
        {
          "text": "Les paires électroniques de valence se repoussent et se répartissent pour minimiser les répulsions, déterminant la géométrie.",
          "why": "C’est le principe de Gillespie des répulsions des paires électroniques de valence.",
          "correct": true
        },
        {
          "text": "La forme dépend uniquement de la longueur des liaisons et non des répulsions électroniques.",
          "why": "Les deux facteurs jouent; Gillespie repose sur les répulsions.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "La géométrie est toujours tétraédrique quelle que soit AXmEn.",
          "why": "La géométrie dépend du nombre de paires; pas toujours tétraédrique.",
          "correct": false
        },
        {
          "text": "Les doublets non liants n’affectent pas la forme géométrique.",
          "why": "Les nl affectent fortement les angles et la géométrie.",
          "correct": false
        }
      ]
    }
  ]
}